2019届一轮复习浙江专版专题9第一单元弱电解质的电离平衡　溶液的酸碱性学案 34页

第一单元　弱电解质的电离平衡　溶液的酸碱性 ‎[考试标准]‎ 知识条目 必考要求 加试要求 知识条目 必考要求 加试要求 ‎1.弱电解质的电离平衡 ‎①几种典型的弱电解质 ‎②弱电解质水溶液中的电离平衡 ‎③弱电解质的电离方程式 ‎④电离度及其简单计算 ‎⑤水的离子积常数 ‎⑥电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系 ‎⑦多元弱酸的分步电离 a a b a a b b c b b a ‎2.溶液的酸碱性 ‎①溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系 ‎②pH的概念，pH与溶液酸碱性的关系 ‎③pH的简单计算 ‎④测定溶液酸碱性的方法，用pH试纸、pH计测定溶液的pH ‎⑤中和滴定原理及其操作方法 ‎⑥几种常见酸碱指示剂的变色范围 a a b a a a c b b a 考点一　弱电解质的电离平衡 ‎1．弱电解质 ‎(1)概念 ‎(2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。‎ ‎(3)常见的弱电解质 试写出H2O、氢氟酸、醋酸、次氯酸、氢氰酸、一水合氨的电离方程式。‎ H2O：H2O??H＋＋OH－；‎ HF：HF??H＋＋F－；‎ CH3COOH：CH3COOH??CH3COO－＋H＋；‎ HClO：HClO??H＋＋ClO－；‎ HCN：HCN??H＋＋CN－；‎ NH3·H2O：NH3·H2O??NH＋OH－。‎ ‎2．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎(3)外界条件对电离平衡的影响 ‎①内因：弱电解质本身的性质。‎ ‎②外因：浓度、温度、加入试剂等。‎ ‎(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH??CH3COO－＋H＋(正向吸热)。‎ 实例(稀溶液)‎ CH3COOH??H＋＋CH3COO－ ΔH>0‎ 改变条件 平衡移动方向 n(H＋)‎ c(H＋)‎ 导电能力 Ka 加水稀释 ‎→‎ 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 ‎→‎ 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g)‎ ‎←‎ 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s)‎ ‎→‎ 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 ‎→‎ 减小 减小 增强 不变 升高温度 ‎→‎ 增大 增大 增强 增大 加CH3COONa(s)‎ ‎←‎ 减小 减小 增强 不变 ‎1．(2017·浙江4月选考，18)室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是(　　)‎ A．0.1 mol·L－1NH3·H2O的pH小于13‎ B．0.1 mol·L－1NH4Cl溶液的pH小于7‎ C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱 D．0.1 mol·L－1NH3·H2O能使无色酚酞溶液变红色 答案　D 解析　若NH3·H2O完全电离，pH应等于13，A能说明NH3·H2O为弱电解质；NH4Cl水溶液显酸性，NH能水解，说明NH3·H2O不完全电离，B能说明NH3·H2O为弱电解质；同浓度的氨水比NaOH导电性弱说明电离程度比NaOH小，C能说明NH3·H2O为弱电解质；只能说明氨水显示碱性，不能说明其为弱碱，D正确。‎ ‎2．(2016·浙江10月选考，18)为证明醋酸是弱电解质，下列方法不正确的是(　　)‎ A．测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH B．测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性 C．比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力 D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反应完全时消耗两溶液的体积 答案　D 解析　A项，若0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＞1，则证明醋酸是弱电解质；B项，若0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液呈碱性，则证明CH3COO－发生水解，从而证明CH3COOH是弱电解质；C项，比较浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液的导电能力，若前者强，则证明醋酸是弱电解质；D项，当NaOH溶液和醋酸溶液的物质的量浓度相同时，恰好完全反应时，消耗两溶液的体积也相同，无法证明醋酸是弱电解质。‎ ‎3．(2016·浙江4月选考，21)常温下，关于pH相等的盐酸和醋酸溶液(两溶液的OH－浓度也相等)，下列说法正确的是(　　)‎ A．c(HCl)>c(CH3COOH) ‎ B．c(Cl－)＝c(CH3COO－)‎ C．等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量的Zn完全反应，盐酸产生的H2多 D．用相同浓度的NaOH溶液分别与等体积的盐酸和醋酸溶液恰好反应完全，盐酸消耗的NaOH溶液体积多 答案 　B 解析　醋酸为弱电解质，在溶液中部分电离，若pH相等时，醋酸浓度较大，即c(HCl)＜c(CH3COOH)，A错误；溶液的pH相等，则两溶液中的氢离子、氢氧根离子浓度相等，根据电荷守恒可知c(Cl－)＝c(CH3COO－)，B正确；等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量的Zn完全反应，由于醋酸的浓度较大，则醋酸产生的H2多，C错误；同浓度的NaOH溶液分别与等体积的盐酸和醋酸溶液恰好反应完全，由于醋酸的浓度大于盐酸，则醋酸消耗的NaOH溶液体积多，D错误。‎ 备考导向　 (1)从物质的分类角度进行强弱电解质的判断与比较。(2)外界条件对电离平衡的影响。结合图像进行溶液的pH变化、导电性等方面的考查。(3)电离平衡常数的计算及应用(加试部分)考查。‎ 题组一　改变条件，平衡移动，判结果变化 ‎1．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　) ‎ A．c(H＋) B．Ka(HF)‎ C. D. 答案　D 解析　HF为弱酸，存在电离平衡：HF??H＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。‎ ‎2．25 ℃ 时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是(　　)‎ A．溶液中OH－的物质的量浓度 B．溶液的导电能力 C．溶液中的 D．CH3COOH的电离程度 答案　B 解析　25 ℃时，0.2 mol·L－1的醋酸稀释过程中，随着水的加入溶液中OH－的浓度增大(但不会超过10－7 mol·L－1)，CH3COOH的电离程度增大，CH3COO－数目增多，CH3COOH数目减少，但溶液中CH3COO－的浓度减小，溶液的导电能力减弱。‎ 题组二　平衡移动，结果变化，判采取措施 ‎3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)‎ ‎①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热 ‎⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥‎ C．③ D．③⑤‎ 答案　C 解析　若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小，④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应生成Mg(OH)2沉淀，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。‎ ‎4．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(　　)‎ ‎①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸 ‎④加水 A．①② B．①③ C．②④ D．③④‎ 答案　C 解析　本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①、③会使c(H＋)‎ ‎/c(CH3COOH)的值减小。‎ 题组三　强酸与弱酸的比较 ‎5．在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：‎ ‎(1)当三种酸的物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________(用字母表示，下同)。‎ ‎(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________。‎ ‎(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。‎ ‎(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__________________________________________________________________。‎ ‎(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，‎ 若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为________，反应所需时间的长短关系是__________。‎ ‎(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________________________________。‎ ‎(7)将c(H＋)相同、体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为________。‎ 答案　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b　(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b　(7)c>a＝b 解析　解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在CH3COOH??CH3COO－＋H＋的电离平衡。‎ ‎6．(2017·杭州重点中学高三联考)pH＝12的XOH、YOH两种一元碱溶液，加水稀释相同倍数，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．XOH是强碱，YOH是弱碱 B．相同物质的量浓度的XCl和YCl溶液中，c(X＋)c(YOH)‎ D．完全中和等pH、等体积的XOH、YOH两溶液时，消耗同浓度稀硫酸的体积V(XOH)＜V(YOH)‎ 答案　D　‎ 解析　A项，稀释相同的倍数，XOH的pH变化大，这说明XOH的碱性强于YOH，但不一定是强碱，错误；B项，Y＋的水解程度大于X＋的，则相同物质的量浓度的XCl和YCl溶液中，c(X＋)＞c(Y＋)，错误；C项，XOH的碱性强于YOH，pH相同的XOH、YOH两种溶液，c(XOH)＜c(YOH)，错误；D项，根据C中分析可知完全中和等pH、等体积的XOH、YOH两溶液时，消耗同浓度稀硫酸的体积V(XOH)＜V(YOH)，正确。‎ ‎7．(2017·浙江省温州中学高三月考)室温下，有关下列四种溶液的叙述正确的是(忽略溶液混合的体积变化)(　　)‎ ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ pH ‎12‎ ‎12‎ ‎2‎ ‎2‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 A.在①、②中分别加入氯化铵晶体，两溶液的pH值均增大 B．分别将等体积的①和②加水稀释100倍，所得溶液的pH：①>②‎ C．把①、④两溶液等体积混合后所得溶液显酸性 D．将溶液②和溶液③等体积混合，混合后所得溶液pH＝7‎ 答案　B 解析　氯化铵溶液中NH水解，溶液显酸性，所以在氨水、氢氧化钠溶液中分别加入氯化铵晶体，两溶液的pH值均减小，A不正确；氨水是弱碱，存在电离平衡NH3·H2O??NH＋OH－，稀释促进电离。氢氧化钠是强碱，完全电离，所以在pH相等的条件下，分别将等体积的①和②加水稀释100倍，所得溶液的pH：①＞②，B正确；氨水是弱碱，因此在pH＝12的条件下氨水的浓度大于0.01 mol·L－1，因此与等体积pH＝2的盐酸混合，氨水过量，溶液显碱性，C不正确；醋酸是弱酸，存在电离平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋，因此在pH＝2的条件下醋酸溶液的浓度大于0.01 mol·L－1。所以与pH＝12的氢氧化钠溶液等体积混合后醋酸过量，溶液显酸性，pH＜7，D不正确。‎ ‎8．(2017·温州市“十五校联合体”高二下学期期中)一定温度下，等体积、pH相等的盐酸和醋酸溶液，下列说法正确的是(　　)‎ A．两溶液中，所含溶质的分子数：盐酸等于醋酸 B．与等体积等浓度NaHCO3混合，开始产生CO2速率相等，后来盐酸快 C．等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量的Zn完全反应，盐酸产生的H2多 D．用同浓度的NaOH溶液分别与两溶液恰好反应完全，根据消耗的NaOH溶液体积的多少可以判断醋酸是弱电解质 答案　D 解析　HCl是强电解质，完全电离，溶液中不存在溶质的分子，故A错误；与等体积等浓度NaHCO3混合，开始产生CO2速率相等，随着反应的进行，醋酸溶液中未电离的醋酸继续电离H＋，反应速率快，故B错误；等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量的Zn完全反应，由于醋酸的浓度较大，则醋酸产生的H2多，故C错误；同浓度的NaOH溶液分别与等体积的盐酸和醋酸溶液恰好反应完全，由于醋酸的浓度大于盐酸，则醋酸消耗的NaOH溶液体积多，醋酸是弱电解质，故D正确。‎ ‎9．(1)25 ℃时，①0.1 mol·L－1的醋酸　②0.1 mol·L－1的硫酸　③0.1 mol·L－1的氨水　④0.1 mol·L－1的NaOH溶液，其pH由小到大的顺序是______________(填序号)。‎ ‎(2)某一元弱酸溶液(A)与二元强酸(B)的pH相等。若将两溶液稀释相同的倍数后，pH(A)________(填“＞”“＝”或“＜”，下同)pH(B)。‎ 现用上述稀释溶液中和等浓度等体积的NaOH溶液，则需稀释溶液的体积V(A)________V(B)。‎ ‎(3)已知：二元酸H2R 的电离方程式是H2R===H＋＋HR－，HR－??R2－＋H＋，若0.1 mol·L－1 NaHR溶液的c(H＋)＝a mol·L－1，则0.1 mol·L－1 H2R溶液中c(H＋)________(填“＜”“＞”或“＝”)(0.1＋a) mol·L－1，理由是________________________________。‎ 答案　(1)②①③④　(2)＜　＜　(3)＜　H2R中第一步电离出的H＋对HR－的电离产生了抑制作用 解析　(1)①醋酸为弱电解质，部分电离，0.1 mol·L－1的醋酸中氢离子的浓度小于0.1 mol·L－1；②硫酸为强电解质，0.1 mol·L－1的硫酸中氢离子的浓度为0.2 mol·L－1；③一水合氨为弱电解质，部分电离，0.1 mol·L－1的氨水中氢氧根离子的浓度小于0.1 mol·L－1；④氢氧化钠为强电解质，完全电离，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中氢氧根离子的浓度为0.1 mol·L－1。‎ 考点二　电离度、电离平衡常数及水的离子积常数 ‎1．电离度(加试)‎ ‎(1)电离度概念与表达式 一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占电解质分子总数的百分数。(常用符号α表示)‎ 可用数学式表达为 α＝×100%‎ 或α＝×100%‎ 或α＝×100%‎ 即α＝×100%(c：电解质浓度，Δc：已电离电解质浓度)‎ 注意　①电离度适用于达平衡的电解质溶液。②在相同温度和相同浓度下，电离度大小可表示弱电解质的相对强弱。电离度越小，电解质越弱。‎ ‎(2)影响电离度的因素 ‎①温度：在其他条件不变时，升高溶液温度，电离平衡向电离方向移动，电离度增大。‎ ‎②浓度：其他条件不变时，增大弱电解质溶液的浓度，平衡向电离方向移动，但电离度减小。若降低弱电解质溶液的浓度，平衡向电离方向移动，电离度增大。‎ ‎③其他电解质的加入：如同离子效应，加入与弱电解质电离有相同离子的强电解质时，会使弱电解质电离度降低。‎ ‎2．电离平衡常数(加试)‎ ‎(1)①填写下表(25 ℃)‎ 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O NH3·H2O??NH＋OH－‎ Kb＝1.8×10－5‎ CH3COOH CH3COOH??CH3COO－＋H＋‎ Ka＝1.8×10－5‎ HClO HClO??H＋＋ClO－‎ Ka＝3.0×10－8‎ ‎②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。‎ ‎③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。‎ ‎④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。‎ ‎(2)碳酸是二元弱酸 ‎①电离方程式是H2CO3??H＋＋HCO，HCO??H＋＋CO。‎ ‎②电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝。‎ ‎③比较大小：Ka1>Ka2。‎ ‎(3)几种多元弱酸的电离常数(25 ℃)‎ 多元弱酸 电离常数 H2S Ka1＝9.1×10－8 ‎ Ka2＝1.1×10－12‎ H2C2O4‎ Ka1＝5.9×10－2‎ ‎ Ka2＝6.4×10－5‎ H3PO4‎ Ka1＝7.5×10－3‎ Ka2＝6.2×10－8‎ Ka3＝2.2×10－13‎ H3C6H5O7 (柠檬酸)‎ Ka1＝7.1×10－4‎ Ka2＝1.7×10－5‎ Ka3＝4.1×10－7‎ ‎3.水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。‎ ‎(1)室温下：Kw＝1×10－14。‎ ‎(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。‎ ‎(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。‎ ‎(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。‎ 注意　(1)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有＝。‎ ‎(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。‎ 正误辨析 正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)电离平衡向右移动，电离度一定增大，而电离平衡常数不一定增大(　　)‎ ‎(2)电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱(　　)‎ ‎(3)电离平衡常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(　　)‎ ‎(4)纯水中，c(H＋)随着温度的升高而降低(　　)‎ ‎(5)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(　　)‎ 答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×‎ 题组一　电离度及简单计算(加试)‎ ‎1．20 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA溶液中，有0.01 mol·L－1的HA电离成离子，求该温度下的电离度。‎ 答案　α＝×100%＝5%。‎ ‎2．已知25 ℃时几种物质的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L－1)如下表(已知硫酸的第一步电离是完全的)：‎ ‎①H2SO4溶液 HSO??H＋＋SO ‎②NaHSO4溶液 HSO??H＋＋SO ‎③醋酸溶液 CH3COOH??H＋＋CH3COO－‎ ‎④盐酸HCl===H＋＋Cl－‎ ‎10%‎ ‎29%‎ ‎1.33%‎ ‎100%‎ ‎(1)25 ℃时，0.1 mol·L－1上述几种溶液中c(H＋)由大到小的顺序是________(填序号，下同)。‎ ‎(2)25 ℃时，c(H＋)相同的上述溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是___________________。‎ ‎(3)25 ℃时，0.1 mol·L－1 H2SO4溶液中的HSO的电离度小于0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中HSO的电离度的原因是______________________________。‎ 答案　(1)①>④>②>③　(2)③>②>④>①‎ ‎(3)0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中，H2SO4第一步电离产生的H＋抑制了第二步的电离，所以H2SO4中HSO的电离度小于NaHSO4中HSO的电离度 题组二　电离平衡常数及其应用(加试)‎ ‎3．(2017·温州中学高三模拟)已知25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是(　　)‎ 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 K a＝1.8×10－5‎ K a＝3.0×10－8‎ Ka1＝4.3×10－7‎ Ka2＝5.6×10－11‎ Ka1＝1.5×10－2‎ Ka2＝1.0×10－7‎ A.25 ℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3‎ B．将0.1 mol·L－1的醋酸加水不断稀释，所有离子浓度均减小 C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO 答案　A 解析　这四种盐都是强碱弱酸盐，溶液显碱性，根据电离平衡常数，HCO的电离平衡常数最小，则CO的水解程度最强，碱性最强的是Na2CO3，A正确；醋酸加水稀释，促进电离，但是c(H＋)减小，根据水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)，c(OH－)增大，B错误；HClO具有强氧化性，SO2具有还原性，两者发生氧化还原反应，生成CaSO4，C错误；根据电离平衡常数，HClO的电离平衡常数大于HCO的，因此反应方程式：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO，D错误。‎ ‎4．(2017·浙江名校协作体高三上期中)25 ℃时，有关弱酸的电离平衡常数如下，下列有关说法正确的是(　　)‎ 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3‎ 电离平衡常数(25 ℃)‎ ‎1.8×10－5‎ ‎4.9×10－10‎ K1＝4.3×10－7‎ K2＝5.6×10－11‎ A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(CH3COONa)＞pH(Na2CO3)＞pH(NaCN)‎ B．在pH＝5 的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，存在c(CH3COO－)/c(CH3COOH)＝1.8‎ C．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入水，则溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小 D．a mol·L－1HCN溶液与b mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，则a一定小于b 答案　B 解析　由于弱酸的酸性：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO，酸越弱，等浓度时其盐的水解程度就越大，溶液的碱性就越强，所以等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3 )> pH(NaCN)> pH(CH3COONa)，A错误；在pH＝5 的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，根据醋酸的电离平衡常数可知溶液中存在c(CH3COO－)/c(CH3COOH)＝1.8，B正确；向醋酸中逐滴加水，则溶液的自由移动的离子的浓度先是逐渐增大，到一定程度后又逐渐减小，所以导电性先增大后减小，pH增大并趋向于7，醋酸的电离度逐渐增大，C错误；a mol·L－1 HCN溶液与b mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na＋)>c(CN－)，可能是二者恰好完全反应，也可能是NaOH过量，则b不一定大于a，D错误。‎ ‎5．(2017·温州“十五校联合体”高三联考)已知反应：2CH3COCH3(l)CH3COCH2COH(CH3)2(l)。取等量CH3COCH3，分别在0 ℃和20 ℃下，测得其转化分数(反应物已转化为产物的物质的量和反应物总物质的量的比)随时间变化的关系曲线(Y－t)如下图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．b代表0 ℃下CH3COCH3的Y－t曲线 B．反应进行到20 min末，CH3COCH3的v (0 ℃)/v(20 ℃)的比值大于1‎ C．升高温度可以缩短反应达到平衡的时间，并能提高反应物转化为生成物的物质的量 D．从Y＝0到Y＝0.113，CH3COCH2COH(CH3)2的Δn(0 ℃)/Δn(20 ℃)的比值等于1‎ 答案　D 解析　曲线b首先到达平衡，所以曲线b表示的是20 ℃时的Y－t曲线，A错误；当反应进行到20 min时，b曲线对应的转化分数高于a曲线对应的转化分数，这说明b曲线在20 ℃‎ 时对应的反应速率快，所以v (0 ℃)/v(20 ℃)＜1，B错误；温度越高CH3COCH3转化的越少，说明升高温度平衡向逆反应方向进行，降低了反应物转化为生成物的物质的量，C错误；当反应进行到66 min时a、b曲线对应的转化分数均相同，都是0.113，说明此时生成的CH3COCH2COH(CH3)2一样多，所以从Y＝0到Y＝0.113，CH3COCH2COH(CH3)2的Δn(0 ℃)/Δn(20 ℃)的比值等于1，D正确。‎ ‎6．常温下，将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝________。‎ 答案　 解析　由电荷守恒和物料守恒可得：‎ 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)，‎ CH3COOH??CH3COO－　　＋　　H＋‎ mol·L－1　 (－) mol·L－1　 10－7 mol·L－1‎ Ka＝＝。‎ ‎7．在一定条件下可用甲醇与CO反应生成醋酸消除CO污染。常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________(用含a和b的代数式表示)。‎ 答案　 解析　根据电荷守恒得2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，‎ 由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，‎ 所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；‎ CH3COOH　??　CH3COO－　＋　H＋‎ ‎(－b) mol·L－1　 b mol·L－1 10－7 mol·L－1‎ Ka＝＝。‎ 判断复分解反应能否发生，应遵循“强酸制弱酸”规律 题组三　水的离子积常数及其应用 ‎8．水的电离过程为H2O??H＋＋OH－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)‎ A．c(H＋)随着温度的升高而降低 B．在35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)‎ C．水的电离度α(25 ℃)>α(35 ℃)‎ D．水的电离是吸热的 答案　D 解析　由题给条件可以看出：温度升高后，K值增大。25 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1；35 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)≈1.45×10－7mol·L－1。温度升高，c(H＋)和c(OH－)都增大，且仍然相等，水的电离度也增大。因温度升高，平衡向正反应方向移动，故水的电离是吸热的。‎ ‎9．(2017·浙江名校协作高二下学期考试)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，某温度下，向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2，对于该溶液，下列叙述中不正确的是(　　)‎ A．该温度高于25 ℃‎ B．水电离出的c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1‎ C．c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO) ‎ D．该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性 答案　D 解析　25 ℃时pH＝7，pH＝6说明促进了水的电离，故T＞25 ℃，A正确；该溶液为强酸溶液，氢离子浓度为0.01 mol·L－1，则氢氧根离子的浓度＝ mol·L－1＝10－10 mol·L－1，该溶液中由水电离出的氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度即10－10 mol·L－1，B正确；根据硫酸氢钠溶液中的电荷守恒得：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，根据物料守恒得c(Na＋)＝c(SO)，所以得c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)，C正确；c(NaHSO4)＝0.01 mol·L－1，该温度下pH为12的NaOH溶液中c(NaOH)＝1 mol·L－1，二者等体积混合，溶液呈碱性，D错误。‎ 考点三　溶液的酸碱性与pH ‎1．水的电离 ‎(1)水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O??H3O＋＋OH－或H2O??H＋＋OH－。‎ ‎(2)影响水电离平衡的因素 ‎①升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。‎ ‎②加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。‎ ‎③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。‎ ‎(3)外界条件对水的电离平衡的影响 ‎　　　体系变化 条件　　‎ 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－)‎ c(H＋)‎ 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3‎ 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 注意　在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，是因为加入H2SO4后，c(H＋)增大，平衡左移。‎ ‎2．溶液的酸碱性 ‎(1)溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。‎ ‎①酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。‎ ‎②中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。‎ ‎③碱性溶液：c(H＋)7。‎ ‎(2)pH及其测量 ‎①计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。‎ ‎②测量方法 a．pH试纸法：用镊子夹取试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。‎ pH试纸使用注意事项：‎ pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液会被稀释，可能产生误差；用广泛pH试纸读出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时也呈现强氧化性(漂白性)。‎ b．pH计测量法。‎ ‎③溶液的酸碱性与pH的关系 常温下：‎ 正误辨析 正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)25 ℃时，向纯水中加入少量NaHCO3固体，c(OH－)增大，c(H＋)减小(　　)‎ ‎(2)向水中加入少量NaHSO4固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，Kw不变(　　)‎ ‎(3)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断稀溶液的酸碱性(　　)‎ ‎(4)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果不准确(　　)‎ ‎(5)用pH试纸不能测定氯水的pH(　　)‎ ‎(6)用广泛pH试纸测定溶液的pH，只能读出整数，不能读出小数(　　)‎ 答案　(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√‎ ‎(2017·浙江11月选考，18)下列说法不正确的是(　　)‎ A．pH＜7的溶液不一定呈酸性 B．在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH－)相等 C．在相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液，c(Cl－)＝c(CH3COO－)‎ D．氨水和盐酸反应后的溶液，若c(Cl－)＝c(NH)，则溶液呈中性 答案　B 解析　25 ℃时，pH＜7的溶液呈酸性，但温度未知，所以pH＜7的溶液不一定呈酸性，故A正确；在相同温度下，一水合氨部分电离，NaOH完全电离，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，NaOH溶液中c(OH－)更大，故B错误；在相同温度下，盐酸、CH3COOH 溶液中分别存在电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)，又因为pH相等，所以c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故C正确；氨水和盐酸反应后的溶液中存在c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，若c(Cl－)＝c(NH)，则c(OH－)＝c(H＋)，溶液呈中性，故D正确。‎ 备考导向　在学考中，对溶液酸、碱性的判断考查较为简单。在备考时，应掌握溶液呈酸性、碱性或中性的实质，以及溶液的酸、碱性与pH的关系，熟记常见物质水溶液的酸、碱性。‎ 题组一　水电离出的c(H＋)或c(OH－)的判断比较 解题指导 理清溶液中H＋或OH－的来源 ‎(1)常温下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1‎ ‎(2)溶质为酸的溶液 ‎①来源 OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。‎ ‎②实例 如计算常温下pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝Kw/10－2 mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎(3)溶质为碱的溶液 ‎①来源 H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。‎ ‎②实例 如计算常温下pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。‎ ‎(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 ‎①常温下pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。‎ ‎②常温下pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。‎ ‎1．(1)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NaCl　②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度由大到小顺序______________________(填序号)。‎ 答案　④＞①＞②＞③‎ ‎(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液与盐酸溶液中，水的电离程度____________(填“‎ 前者大”“后者大”或“相同”，下同)；常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度____________。‎ 答案　相同　相同 ‎2．(加试题)求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。‎ ‎(1)pH＝2的H2SO4溶液 c(H＋)＝________，c(OH－)＝________。‎ ‎(2)pH＝10的NaOH溶液 c(H＋)＝________，c(OH－)＝________。‎ ‎(3)pH＝2的NH4Cl溶液 c(H＋)＝________。‎ ‎(4)pH＝10的Na2CO3溶液 c(OH－)＝________。‎ 答案　(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1‎ ‎(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1　(3)10－2 mol·L－1　(4)10－4 mol·L－1‎ 解析　(1)pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算 c(OH－)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。‎ ‎(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出c(H＋)，即为水电离的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。‎ ‎(3)、(4)水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其 c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的 c(OH－)＝10－4 mol·L－1。‎ ‎3．(加试题)下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是(　　)‎ ‎①pH＝0的盐酸　②0.1 mol·L－1的盐酸　③0.01 mol·L－1的NaOH溶液　④pH＝11的NaOH溶液　　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11‎ C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3‎ 答案　A 解析　①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14 mol·L－1；②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12 mol·L－1；④中c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1。即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。‎ 题组二　溶液酸碱性的判断 ‎4．用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空。‎ ‎(1)pH<7的溶液(　　)‎ ‎(2)pH＝7的溶液(　　)‎ ‎(3)c(H＋)＝c(OH－)的溶液(　　)‎ ‎(4)c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液(　　)‎ ‎(5)c(H＋)>c(OH－)的溶液(　　)‎ ‎(6)0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液(　　)‎ ‎(7)0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液(　　)‎ ‎(8)0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液(　　)‎ 答案　(1)不确定　(2)不确定　(3)中性　(4)不确定　(5)酸性　(6)酸性　(7)碱性　(8)酸性 题组三　混合溶液酸碱性判断规律 ‎5．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。‎ ‎(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(　　)‎ ‎(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)‎ ‎(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合(　　)‎ 答案　(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性 ‎1．溶液呈现酸碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。‎ ‎2．使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。‎ ‎3．25 ℃ 时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。‎ ‎4．等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”‎ ‎(1)强酸与强碱混合呈中性；‎ ‎(2)强酸与弱碱混合呈酸性；‎ ‎(3)弱酸与强碱混合呈碱性。‎ ‎5．常温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合 ‎(1)两强混合：‎ ‎①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7；‎ ‎②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7；‎ ‎③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。‎ ‎(2)一强一弱混合——“谁弱显谁性”。‎ pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合溶液呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合溶液呈酸性。‎ 题组四　走出溶液稀释时pH值的判断误区 ‎6．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为________。‎ 答案　 解析　稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以＝＝。‎ ‎7．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为________。‎ ‎(2)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为______________。‎ ‎(3)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为__________________。‎ 答案　(1)mn 酸碱稀释时两个误区 误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。‎ 误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到体积为原来的10n倍 稀释后溶液pH 酸 强酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a8.0蓝色 甲基橙 ‎<3.1红色 ‎3.1～4.4橙色 ‎>4.4黄色 酚酞 ‎<8.2无色 ‎8.2～10.0粉红色 ‎>10.0红色 ‎5.指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。‎ ‎(1)不能用石蕊作指示剂。‎ ‎(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。‎ ‎(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。‎ ‎(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。‎ ‎(5)并不是所有的滴定都必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。‎ 注意　(1)强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中，碱性溶液应盛放在碱式滴定管中。即酸性KMnO4溶液、溴水、稀盐酸应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。‎ ‎(2)酸式滴定管的查漏方法：将旋塞关闭，滴定管里注入一定量的水，把它固定在滴定管夹上，放置两分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出；然后，将活塞旋转180°，再静置两分钟，若均不漏水才可使用。‎ 正误辨析 正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶(　　)‎ ‎(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(　　)‎ ‎(3)滴定管盛标准液时，其液面一定要调在0刻度(　　)‎ ‎(4)滴定管在加入反应液之前一定要用所要盛装的反应液润洗2～3遍(　　)‎ 答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√‎ 题组一　误差分析的全面突破 ‎1．用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。‎ ‎(1)酸式滴定管未用标准溶液润洗(　　)‎ ‎(2)锥形瓶用待测溶液润洗(　　)‎ ‎(3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水(　　)‎ ‎(4)放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失(　　)‎ ‎(5)酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失(　　)‎ ‎(6)部分酸液滴出锥形瓶外(　　)‎ ‎(7)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)(　　)‎ ‎(8)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)(　　)‎ 答案　(1)偏高　(2)偏高　(3)无影响　(4)偏低 (5)偏高　(6)偏高　(7)偏低　(8)偏高 ‎1．误差分析的方法 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。‎ ‎2．图解量器的读数方法 ‎(1)平视读数(如图1)：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。‎ ‎(2)俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。‎ ‎(3)仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。‎ 至于俯视和仰视的误差，还要结合具体仪器进行分析，因为量筒刻度从下到上逐渐增大；而滴定管刻度从下到上逐渐减小，并且滴定管中液体的体积是两次体积读数之差，在分析时还要看滴定前读数是否正确，然后才能判断实际量取的液体体积是偏大还是偏小。‎ 题组二　滴定终点的规范描述 ‎2．(1)用a mol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象是_________________________________________________________________；若用甲基橙作指示剂，滴定终点现象是_____________________________________________________。‎ ‎(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用________作指示剂，达到滴定终点的现象是_____________________________________________________。‎ ‎(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂________(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是__________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3＋，再用KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋时发生反应的离子方程式为______________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________，达到滴定终点时的现象是_______________________________________________________________。‎ 答案　(1)滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色 当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色　(2)淀粉溶液　当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色　(3)否　当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色 ‎(4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　当滴入最后一滴标准液，溶液变成血红色，且半分钟内不褪色 滴定终点判断的答题模板 当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。‎ 解答此类题目注意三个关键点：‎ ‎(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。‎ ‎(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。‎ ‎(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。‎ 题组三　酸碱中和滴定的综合考查 ‎3．(2017·台州高二上学期末质量评估)检测血液中的Ca2＋能够帮助判断多种疾病。某研究小组测定血液样品中Ca2＋的含量(100 mL血液中含Ca2＋的质量)，实验步骤如下：‎ ‎①准确量取5.00 mL血液样品，处理后配制成50.00 mL溶液；‎ ‎②准确量取溶液10.00 mL，加入过量(NH4)2C2O4溶液，使Ca2＋完全转化成CaC2O4沉淀；‎ ‎③过滤并洗净所得CaC2O4沉淀，用过量稀硫酸溶解，生成H2C2O4和CaSO4稀溶液；‎ ‎④加入12.00 mL 0.001 0 mol·L－1的KMnO4溶液，使H2C2O4完全被氧化，离子方程式为2MnO＋5H2C2O4＋6H＋===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O；‎ ‎⑤用0.002 0 mol·L－1 (NH4)2Fe(SO4)2溶液滴定过量的KMnO4溶液，消耗(NH4)2Fe(SO4)2溶液的体积如图所示，离子方程式为MnO＋5Fe2＋＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O 回答下列问题：‎ ‎(1)已知H2C2O4属于二元弱酸，下列说法正确的是________。‎ A．H2C2O4 溶液中：c(H＋)＝c(HC2O)＋ c(C2O)＋c(H2C2O4)‎ B．相同温度下，等物质的量浓度的(NH4)2C2O4和(NH4)2Fe(SO4)2溶液，c(NH)前者小于后者 C．(NH4)2C2O4 溶液中：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(HC2O)＋2c(C2O)＋2c(H2C2O4)‎ D．(NH4)2Fe(SO4)2溶液：c(SO)>c(NH)>c(Fe2＋)>c(OH－)>c(H＋)‎ ‎(2)实验中发现向草酸溶液中逐滴加入酸性高锰酸钾溶液，溶液褪色开始时比较缓慢，一段时间后迅速加快，利用水浴使反应液保持恒温时也是如此，出现该现象的可能原因是_________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)12.00 mL 0.001 0 mol·L－1的KMnO4溶液应用________滴定管量取(填“酸式”或“碱式”)。‎ ‎(4)到达滴定终点时的现象是______________________。‎ ‎(5)若步骤⑤滴定管在使用前未用标准(NH4)2Fe(SO4)2溶液洗涤，测得血液中Ca2＋的含量将________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。‎ ‎(6)计算血样中Ca2＋的含量________g/100 mL。‎ 答案　(1)BC　(2)反应生成的Mn2＋催化了反应的进行，使褪色速率变快　(3)酸式　(4)最后一滴溶液滴下，锥形瓶中溶液颜色从浅紫色变成无色且半分钟内不变色 (5)偏低　(6)0.040‎ 解析　(1)根据质子守恒，H2C2O4 溶液中：c(H＋)＝c(HC2O)＋ 2c(C2O)＋ c(OH－) ，A错误；相同温度下，等物质的量浓度的(NH4)2C2O4和(NH4)2Fe(SO4)2溶液，亚铁离子的水解，抑制了铵根离子的水解，c(NH)前者小于后者，B正确； (NH4)2C2O4 溶液中存在物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(HC2O)＋2c(C2O)＋2c(H2C2O4)，C正确；(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，铵根离子浓度约为亚铁离子浓度的2倍，水解后溶液显酸性，D错误。(2)实验中发现向草酸溶液中逐滴加入酸性高锰酸钾溶液，溶液褪色开始时缓慢，一段时间后迅速加快，出现该现象的原因可能是反应生成的Mn2＋催化了反应的进行，使褪色速率变快。(3)高锰酸钾溶液具有强氧化性，能够腐蚀乳胶管，应该选用酸式滴定管盛放。(4)用(NH4)2Fe(SO4)2滴定过量的高锰酸钾时，发生氧化还原反应，紫红色会褪去，到达滴定终点时，锥形瓶中溶液颜色从浅紫色变成无色且半分钟内不变色。(5)若步骤⑤滴定管在使用前未用标准(NH4)2Fe(SO4)2溶液洗涤，导致消耗的标准溶液的体积偏大，即剩余的高锰酸钾溶液偏多，则KMnO4溶液氧化的H2C2O4偏少，所以测得血液中Ca2＋的含量偏低。(6)KMnO4的总物质的量为0.001 0 mol·L－1×12×10－3L＝1.2×10－5 mol，(NH4)2Fe(SO4)2溶液滴定消耗的过量的KMnO4的物质的量为0.002 0 mol·L－1×20.00×10－3L×＝8.0×10－6 mol，与H2C2O4反应的KMnO4的物质的量为1.2×10－5 mol－8.0×10－6 mol＝4.0×10－6 mol，n(H2C2O4)＝4.0×10－6 mol×＝1.0×10－5 mol，n(CaC2O4)＝1.0×10－5 mol，所以100 mL血样中Ca2＋的含量为1.0×10－5 mol×40 g·mol－1××＝0.040 g。‎ ‎4．(1)某高三实验小组测定K2FeO4样品的质量分数，实验步骤如下：‎ 步骤1：准确称量1.0 g样品，配制100 mL溶液；‎ 步骤2：准确量取25.00 mL K2FeO4溶液加入到锥形瓶中；‎ 步骤3：在强碱性溶液中，用过量CrO与FeO反应生成Fe(OH)3和CrO；‎ 步骤4：加稀硫酸，使CrO转化为Cr2O，CrO转化为Cr3＋，Fe(OH)3转化为Fe3＋；‎ 步骤5：加入二苯胺磺酸钠作指示剂，用0.100 0 mol·L－1 (NH4)2Fe(SO4)2标准溶液滴定至终点(溶液显紫红色)，记下消耗(NH4)2Fe(SO4)溶液的体积，做3次平行实验，平均消耗30.00 mL的(NH4)2Fe(SO4)2溶液。‎ 已知：滴定时发生的反应：6Fe2＋＋Cr2O＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O。‎ ‎①步骤2中准确量取25.00 mL K2FeO4溶液加入到锥形瓶中所用的仪器是_______________。‎ ‎②写出步骤3中发生反应的离子方程式______________________。‎ ‎③步骤5中能否不加指示剂________(填“能”或“否”)，原因是______________________。‎ ‎④根据上述实验数据，测定该样品中K2FeO4的质量分数为________。‎ ‎(2)该小组通过下列方法测定所用锡粉的纯度(杂质不参与反应)：取质量为m g的锡粉溶于稀硫酸中，向生成的SnSO4中加入过量的Fe2(SO4)3溶液，用物质的量浓度为c mol·L－1的K2Cr2O7标准溶液滴定生成的Fe2＋，共用去K2Cr2O7溶液的体积为V L。则锡粉中锡的质量分数是________________。(Sn的摩尔质量为M g·mol－1，用含m、c、V、M的代数式表示)‎ ‎(3)为测定制得的CoC2O4产品的纯度，现称取1.00 g样品，将其用适当试剂转化为草酸铵[(NH4)2C2O4]溶液，再用过量稀硫酸酸化，用0.100 0 mol·L－1高锰酸钾溶液滴定，当达到滴定终点时，共用去高锰酸钾溶液26.00 mL，该产品的纯度为________________________。‎ 答案　(1)①酸式滴定管　②CrO＋FeO＋2H2O===Fe(OH)3↓＋CrO＋OH－　③否　因为K2Cr2O7溶液为橙色、Fe3＋的溶液为黄色，颜色变化不明显 ④0.792 (或79.2%)　(2)　(3)95.55%‎ 解析　(1)①步骤2中准确量取25.00 mL K2FeO4溶液加入到锥形瓶中所用的仪器是酸式滴定管。②步骤3中发生反应的离子方程式为CrO＋FeO＋2H2O===Fe(OH)3↓＋CrO＋OH－。③步骤5中能否不加指示剂：否，因为K2Cr2O7溶液为橙色、Fe3＋的溶液为黄色，颜色变化不明显。④根据CrO＋FeO＋2H2O===Fe(OH)3↓＋CrO＋OH－和6Fe2＋＋Cr2O＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O可得FeO～3Fe2＋，消耗(NH4)2Fe(SO4)2的物质的量为0.100 0 mol· L －1 ×0.030 00 L＝0.003 00 mol，所以K2FeO4的物质的量为0.001 000 mol，该样品中K2FeO4的质量分数为＝0.792(或79.2%)。‎ ‎(2)令锡粉中锡的质量分数为x，则：‎ ‎ Sn～Sn2＋～2Fe3＋～2Fe2＋～K2Cr2O7‎ ‎ M g mol m×x c mol·L－1×V L 解得x＝。‎ ‎(3)设样品中含CoC2O4质量为x，根据方程式：5H2C2O4＋2MnO＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O，根据草酸根守恒可得：‎ ‎5CoC2O4～5(NH4)2C2O4～5H2C2O4～2MnO ‎147 g×5 2 mol x 0.100 0 mol·L－1×0.026 L ＝，解得x＝0.955 5 g，样品纯度＝×100%＝95.55%。 ‎ 课时训练 ‎1．(2017·杭州学军中学高三选考模拟)下列属于电解质的是(　　)‎ A．铜 B．氨水 C．氧化钠 D．蔗糖 答案　C ‎2．下列电离方程式中，正确的是(　　)‎ A．H2S??2H＋＋S2－‎ B．NaHCO3??Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－‎ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋‎ 答案　C 解析　H2S是二元弱酸，应分步电离，以第一步电离为主，其电离方程式为H2S??H＋＋HS－，HS－??S2－＋H＋，故A错；NaHCO3为弱酸酸式盐，HCO不能拆写，其电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO，故B错；NaCl为强电解质，完全电离，用“===”表示，故C正确；CH3COOH为弱酸，其电离方程式为CH3COOH??CH3COO－＋H＋，故D错。‎ ‎3．(2017·嘉兴高二下学期末考试)下列说法不能证明醋酸(CH3COOH)是弱电解质的是(　　)‎ A．常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液稀释1 000倍，测得pH约为5‎ B．用同浓度的NaOH溶液中和相同体积、相同pH的盐酸和醋酸溶液，比较消耗碱液体积的大小 C．醋酸钠溶液中加入酚酞溶液后变红 D. 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液导电性实验中灯泡较暗 答案　D 解析　常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液稀释1 000倍，浓度变成10－4 mol·L－1，测得pH约为5，说明醋酸未完全电离，是弱电解质，A正确；相同体积、相同pH的盐酸和醋酸溶液，n(CH3COOH)＞n(HCl)，且盐酸和醋酸都是一元酸，所以用等浓度的NaOH溶液中和两种酸溶液时：盐酸所需体积小于醋酸所需体积，通过比较消耗碱液体积的大小，可以证明醋酸是弱电解质，B 正确；醋酸钠溶液中加入酚酞溶液后变红，说明溶液显碱性，说明醋酸钠为能够水解的盐，可以证明醋酸是弱电解质，C正确；溶液导电性与离子浓度成正比，用醋酸作实验时灯泡较暗，说明溶液中离子浓度较低，不能说明醋酸部分电离，所以不能证明醋酸是弱电解质，D错误。‎ ‎4．(2017·浙江稽阳联谊学校高三3月选考)常温下，一定浓度的某酸HA溶液的pH＝5，下列有关说法正确的是(　　)‎ A．向溶液中加入适量NaA固体，若溶液pH不变，则HA为强酸 B．若HA为弱酸，则该溶液导电能力比等体积pH＝5的盐酸弱得多 C．若HA为弱酸，则加入等体积pH＝9的NaOH溶液，所得溶液pH>7‎ D．取该溶液1.00 mL，加水稀释至1 000 mL，所得溶液pH＝8‎ 答案　A 解析　假设HA为弱酸，存在电离：HA??H＋＋A－，加入NaA固体，抑制HA的电离，溶液c(H＋)减小，pH增大，如果HA为强酸，不存在电离平衡，加入NaA固体，溶液的pH不变，A正确；导电能力与溶液离子浓度以及所带电荷数有关，离子浓度越大，所带电荷数越多，导电能力越强，两者pH相同，溶液中离子浓度相等，导电能力相同，B错误； HA是弱酸，NaOH是强碱，c(HA)>c(NaOH)，反应后溶液溶质为NaA和HA，此溶液可能显酸性，也可能显碱性，C错误； HA是酸，稀释pH只能无限接近7，D错误。‎ ‎5．(2017·浙江“超级全能生”选考科目8月联考)在常温下，体积和pH均相同的氨水和氢氧化钠溶液，加水稀释过程中pH变化如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．a曲线代表氢氧化钠溶液 B．分別加水稀释100倍后溶液中的c(H＋)，氢氧化钠溶液大于氨水 C．分别加入相同浓度醋酸溶液中和至溶液呈中性，消耗醋酸两者相等 D．分别与体积、浓度均相同的FeCl3溶液反应，生成沉淀质量一定是氨水多 答案　B 解析　NH3·H2O是弱碱，氢氧化钠是强碱，pH相同时，稀释相同倍数，强碱pH变化大于弱碱，即a曲线为氨水，b曲线为氢氧化钠溶液，A错误；稀释100倍后，NaOH的pH小于氨水的pH，根据pH＝－lg c(H＋)，因此加水稀释100倍后溶液中的c(H＋)，氢氧化钠溶液大于氨水，B正确；假如FeCl3量不足，则生成氢氧化铁的质量相同，D错误。‎ ‎6．(2017·台州高三2月选考科目教学质量评估)下列说法不正确的是(　　)‎ A．NH4Cl溶液呈酸性说明NH3·H2O是弱电解质 B．醋酸钠溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)‎ C．常温下相同pH的NaOH溶液和CH3COONa溶液中水电离出的OH－浓度相同 D．常温下，在1 mol·L－1的盐酸中加入等体积等浓度的氨水，溶液导电能力减弱 答案　C ‎ 解析　NH4Cl溶液呈酸性，说明NH4Cl是强酸弱碱盐，A正确；醋酸钠溶液中CH3COO－水解，所以c(Na＋)＞c(CH3COO－)，B正确；NaOH抑制水的电离、CH3COONa促进水的电离，C错误；常温下，在1 mol·L－1的盐酸中加入等体积等浓度的氨水，离子浓度降低，溶液导电能力减弱，D正确。‎ ‎7．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)‎ 答案　C 解析　强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸会继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。‎ ‎8．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则(　　)‎ A．x为弱酸，VxVy C．y为弱酸，VxVy 答案　C 解析　由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7时需NaOH溶液的体积y比x大。‎ ‎9．(2016·台州9月选考质量评估)已知达到电离平衡的0.1 mol·L－1的氨水，为了促进NH3·H2O的电离，同时使溶液的pH增大，应采取的措施是(　　)‎ A．加入一定量的水 B．加热溶液 C．加入少量NaOH D．通入氨气 答案　B ‎10．H2S水溶液中存在电离平衡H2S??H＋＋HS－和HS－??H＋＋S2－。下列说法正确的是(　　)‎ A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 答案　C ‎11．室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　)‎ A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合 B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合 答案　C 解析　A项，混合后氨水过量，溶液显碱性，pH>7；B项，混合后盐酸与Ba(OH)2恰好反应，溶液呈中性，pH＝7；C项，混合后醋酸过量，溶液显酸性，pH<7；D项，混合后氨水过量，溶液显碱性，pH>7。‎ ‎12．(2018·浙江名校协作体高三上学期考试)室温下，下列有关两种溶液的说法不正确的是(　　)‎ 序号 ‎①‎ ‎②‎ pH ‎12‎ ‎12‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 A.①②两溶液中c(OH－)相等 B．①②两溶液中水的电离程度相同 C．①②两溶液分别加水稀释10倍，稀释后溶液的pH：①<②‎ D．等体积的①②两溶液分别与0.01 mol·L－1的盐酸完全中和，消耗盐酸的体积：①>②‎ 答案　C ‎ 解析　pH相等的氨水和氢氧化钠溶液中氢氧根离子浓度相等，A正确；氨水和NaOH溶液中水的电离均受到抑制，当pH相等时水的电离程度相同，B正确；pH相等的氨水和氢氧化钠溶液加水稀释时，NaOH溶液pH变化大，C错误；pH 相等的氨水和氢氧化钠溶液中，一水合氨的物质的量比氢氧化钠多，与盐酸中和时消耗的盐酸①＞②，D正确。‎ ‎13．(2017·宁波新高考适应性考试)下列说法正确的是(　　)‎ A．相同体积、相同浓度的氨水和NaOH溶液中和盐酸的能力相同 B．醋酸溶液中只存在一个电离平衡体系 C．0.1 mol · L－1的氨水能使酚酞溶液变红，说明氨水是弱电解质水溶液 D．同浓度同体积的醋酸和盐酸分别与足量镁反应时，放出H2的速率相同 答案 　A 解析　相同体积、相同浓度的氨水和NaOH溶液说明二者的物质的量相同，故中和盐酸的能力相同，A正确；醋酸溶液中存在两个电离平衡体系：CH3COOH??CH3COO－＋H＋、H2O??OH－＋H＋，B错误；碱溶液均能使酚酞溶液变红，C错误；盐酸为强电解质，完全电离，醋酸为弱电解质，部分电离，同浓度同体积的醋酸和盐酸，开始时，盐酸中c(H＋)大，与镁反应速率快，放出氢气的速率快，D错误。‎ ‎14．现有两瓶温度分别为15 ℃和45 ℃，pH均为1的硫酸溶液，下列有关说法不正确的是(　　)‎ A．两溶液中的c(OH－)相等 B．两溶液中的c(H＋)相同 C．等体积两种溶液中和碱的能力相同 D．两溶液中的c(H2SO4)基本相同 答案　A 解析　两溶液中c(H＋)＝10－1mol·L－1，依据Kw＝c(H＋)·c(OH－)，45 ℃时的Kw大于15 ℃时的Kw，所以，两溶液中的c(OH－)前者大于后者，A选项错误；因为溶液中c(H＋)相同，所以c(H2SO4)、中和碱的能力均相同。‎ ‎15．常温时，将pH＝13的强碱溶液和pH＝2的强酸溶液混合，所得溶液的pH＝11，则强碱溶液和强酸溶液的体积之比为(　　)‎ A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10‎ 答案　A 解析　pH＝13的强碱溶液c(OH－)＝10－1mol·L－1，pH＝2的强酸溶液c(H＋)＝10－2mol·L－1，根据题意，设碱的体积为x L，酸的体积为y L，＝10－3 mol·L－1，则x∶y＝1∶9。‎ ‎16．常温下，1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应， 则该碱溶液的pH等于(　　)‎ A．9.0 B．9.5‎ C．10.5 D．11.0‎ 答案　C 解析　据题意，一元强酸和一元强碱恰好反应，故有H＋与OH－的物质的量相等，设强酸的体积为V，则强碱的体积为10V，有V·10－2.5 mol·L－1＝10V·10pH－14 mol·L－1，解得pH＝10.5，故选C。‎ ‎17．今有常温下两种溶液：①0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液，②0.1 mol·L－1NH4Cl溶液。‎ ‎(1)溶液①的pH________(填“>”“<”或“＝”)7，写出NH3·H2O的电离方程式________________________________________________________________________。‎ ‎(2)溶液②呈________(填“酸”“碱”或“中”)性。‎ ‎(3)关于两种溶液中c(NH)的大小叙述正确的是________(填字母)。‎ A．两种溶液中c (NH)都等于0.1 mol·L－1‎ B．两种溶液中c (NH)都小于0.1 mol·L－1‎ C．NH4Cl溶液中c(NH)小于NH3·H2O溶液中c(NH)‎ ‎(4)将溶液中①逐滴加入溶液②中，当溶液pH＝7时，c(NH)________(填“>”“<”或“＝”)c(Cl－)。‎ 答案　 (1) >　NH3·H2O??NH＋OH－　(2)酸 (3)B　(4)＝‎ 解析　(1)NH3·H2O属于弱碱，NH3·H2O??NH＋OH－，溶液显碱性，即pH>7。(2)NH4Cl属于强酸弱碱盐，NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，溶液显酸性。(3)NH3·H2O属于弱碱，部分电离，因此NH浓度小于0.1 mol·L－1，NH4Cl属于强酸弱碱盐，NH发生水解，因此NH浓度小于0.1 mol·L－1，A错误、B正确；NH3·H2O的电离和NH的水解都是微弱的，因此NH4Cl溶液中c(NH)大于NH3·H2O中NH的浓度，C错误。(4)根据电荷守恒，c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为溶液pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，因此c(NH)＝c(Cl－)。‎ ‎18．(1)取10 mL pH＝2的CH3COOH溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的比值将________(填“增大”“减小”或“无法确定”)。‎ ‎(2)向碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为________________________________。‎ 答案　(1) 减小 　　(2) 2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO 解析　(1)根据醋酸的电离平衡常数可知溶液中＝Ka/c(CH3COO－)，温度不变平衡常数不变，加入醋酸钠固体后溶液中醋酸根离子浓度增大，则比值减小。(2)根据电离平衡常数可知碳酸的酸性强于次氯酸，次氯酸的酸性强于碳酸氢根，则向碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO。‎